Հայեցակարգ քիմիական կապփոքր նշանակություն ունի քիմիայի տարբեր բնագավառներում՝ որպես գիտություն։ Դա պայմանավորված է նրանով, որ դրա օգնությամբ է, որ առանձին ատոմները կարողանում են միավորվել մոլեկուլների մեջ՝ ձևավորելով բոլոր տեսակի նյութեր, որոնք, իրենց հերթին, քիմիական հետազոտության առարկա են։

Ատոմների և մոլեկուլների բազմազանությունը կապված է նրանց միջև տարբեր տեսակի կապերի առաջացման հետ: Տարբեր դասերի մոլեկուլները բնութագրվում են էլեկտրոնների բաշխման իրենց առանձնահատկություններով, հետևաբար նաև կապերի իրենց տեսակներով:

Հիմնական հասկացություններ

Քիմիական կապկոչվում է փոխազդեցությունների մի շարք, որոնք հանգեցնում են ատոմների միացմանը՝ ավելի բարդ կառուցվածքի կայուն մասնիկների (մոլեկուլներ, իոններ, ռադիկալներ), ինչպես նաև ագրեգատների (բյուրեղներ, բաժակներ և այլն) ձևավորմամբ։ Այս փոխազդեցությունների բնույթն իր բնույթով էլեկտրական է, և դրանք առաջանում են մոտեցող ատոմներում վալենտային էլեկտրոնների բաշխման ժամանակ։

Վալանսն ընդունված էանվանել ատոմի կարողությունը այլ ատոմների հետ որոշակի թվով կապեր ստեղծելու։ Իոնային միացություններում տրված կամ ձեռք բերված էլեկտրոնների թիվը ընդունվում է որպես վալենտային արժեք։ Կովալենտային միացություններում այն ​​հավասար է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի թվին։

Տակ օքսիդացման աստիճանը հասկացվում է որպես պայմանականլիցքը, որը կարող է լինել ատոմի վրա, եթե բոլոր բևեռային կովալենտային կապերը իոնային բնույթ ունենային:

Կապի բազմակիությունը կոչվում էդիտարկվող ատոմների միջև ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի թիվը:

Քիմիայի տարբեր ճյուղերում դիտարկվող կապերը կարելի է բաժանել երկու տեսակի քիմիական կապերի՝ նոր նյութերի առաջացման (ներմոլեկուլային) կապերի։ , Եվնրանք, որոնք տեղի են ունենում մոլեկուլների միջև (միջմոլեկուլային):

Հիմնական հաղորդակցման բնութագրերը

Հաղորդակցության էներգիաէներգիան է, որն անհրաժեշտ է մոլեկուլում առկա բոլոր կապերը կոտրելու համար: Դա նաև կապի ձևավորման ընթացքում թողարկված էներգիան է:

Հղման երկարությունըմոլեկուլում ատոմների հարևան միջուկների միջև հեռավորությունն է, որում հավասարակշռված են ձգողական և վանող ուժերը:

Ատոմների միջև քիմիական կապի այս երկու բնութագրերը նրա ուժի չափն են. որքան կարճ է երկարությունը և որքան մեծ է էներգիան, այնքան ավելի ամուր է կապը:

Կապի անկյունընդունված է անվանել ատոմների միջուկներով հաղորդակցության ուղղությամբ անցնող ներկայացված գծերի միջև ընկած անկյունը։

Միացումների նկարագրության մեթոդներ

Քվանտային մեխանիկայից վերցված քիմիական կապը բացատրելու ամենատարածված երկու մոտեցումները.

Մոլեկուլային ուղեծրային մեթոդ.Նա մոլեկուլը դիտարկում է որպես էլեկտրոնների և ատոմային միջուկների հավաքածու, որտեղ յուրաքանչյուր առանձին էլեկտրոն շարժվում է բոլոր մյուս էլեկտրոնների և միջուկների գործողության դաշտում։ Մոլեկուլն ունի ուղեծրային կառուցվածք, և նրա բոլոր էլեկտրոնները բաշխված են այս ուղեծրերում։ Այս մեթոդը կոչվում է նաև MO LCAO, որը նշանակում է «մոլեկուլային ուղեծրային-գծային համակցություն

Վալենտային կապի մեթոդ.Ներկայացնում է մոլեկուլը որպես երկու կենտրոնական մոլեկուլային ուղեծրերի համակարգ։ Ընդ որում, նրանցից յուրաքանչյուրին համապատասխանում է մոլեկուլում երկու հարեւան ատոմների մեկ կապը։ Մեթոդը հիմնված է հետևյալ դրույթների վրա.

1. Քիմիական կապի ձևավորումն իրականացվում է զույգ էլեկտրոնների կողմից, որոնք ունեն հակադիր սպիններ, որոնք գտնվում են խնդրո առարկա երկու ատոմների միջև: Ձևավորված էլեկտրոնային զույգը հավասարապես պատկանում է երկու ատոմներին։
2. Կոնկրետ ատոմի կողմից ձևավորված կապերի թիվը հավասար է գետնի և գրգռված վիճակներում չզույգված էլեկտրոնների թվին:
3. Եթե ​​էլեկտրոնների զույգերը չեն մասնակցում կապի առաջացմանը, ապա դրանք կոչվում են միայնակ զույգեր։

Էլեկտրոնեգատիվություն

Նյութերում քիմիական կապի տեսակը կարող է որոշվել՝ հիմնվելով դրա բաղկացուցիչ ատոմների էլեկտրաբացասական արժեքների տարբերության վրա: Տակ էլեկտրաբացասականությունհասկանալ ատոմների ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերը (էլեկտրոնային ամպ) ներգրավելու ունակությունը, ինչը հանգեցնում է կապերի բևեռացման:

Կան տարբեր ուղիներէլեկտրաբացասականության արժեքների որոշում քիմիական տարրեր. Այնուամենայնիվ, առավել օգտագործվածը թերմոդինամիկական տվյալների վրա հիմնված սանդղակն է, որն առաջարկվել է դեռ 1932 թվականին Լ.Պոլինգի կողմից։

Որքան մեծ է ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան ավելի արտահայտված է նրա իոնականությունը։ Ընդհակառակը, էլեկտրաբացասականության հավասար կամ համանման արժեքները ցույց են տալիս կապի կովալենտային բնույթը: Այլ կերպ ասած, կարելի է մաթեմատիկորեն որոշել, թե ինչ քիմիական կապ է նկատվում կոնկրետ մոլեկուլում։ Դա անելու համար անհրաժեշտ է հաշվարկել ΔХ - ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը՝ օգտագործելով բանաձևը. ԴՀ=|Հ 1 -X 2 |.

• Եթե ΔХ> 1.7,ապա կապը իոնային է:
• Եթե 0,5≤ΔХ≤1,7,ապա կովալենտային կապը բևեռային է:
• Եթե ΔХ=0կամ դրան մոտ, ապա կապը դասակարգվում է որպես կովալենտ ոչ բևեռային:

Իոնային կապ

Իոնային կապը կապ է, որն առաջանում է իոնների միջև կամ ատոմներից մեկի կողմից ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի ամբողջական դուրսբերման պատճառով։ Նյութերում այս տեսակի քիմիական կապն իրականացվում է էլեկտրաստատիկ ձգողականության ուժերով։

Իոնները լիցքավորված մասնիկներ են, որոնք առաջանում են ատոմներից՝ էլեկտրոններ ձեռք բերելու կամ կորցնելու արդյունքում։ Եթե ​​ատոմն ընդունում է էլեկտրոններ, ապա այն ստանում է բացասական լիցք և դառնում անիոն։ Եթե ​​ատոմը հրաժարվում է վալենտային էլեկտրոններից, այն դառնում է դրական լիցքավորված մասնիկ, որը կոչվում է կատիոն:

Բնորոշ է տիպիկ մետաղների ատոմների փոխազդեցությունից առաջացած միացություններին բնորոշ ոչ մետաղների ատոմների հետ։ Այս գործընթացի հիմնական պատճառը ատոմների՝ կայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիաներ ձեռք բերելու ցանկությունն է։ Իսկ դրա համար տիպիկ մետաղներին և ոչ մետաղներին անհրաժեշտ է տալ կամ ընդունել ընդամենը 1-2 էլեկտրոն, ինչը նրանք հեշտությամբ անում են։

Մոլեկուլում իոնային քիմիական կապի ձևավորման մեխանիզմը ավանդաբար դիտարկվում է նատրիումի և քլորի փոխազդեցության օրինակով: Ալկալիական մետաղների ատոմները հեշտությամբ զիջում են էլեկտրոնը, որը քաշվում է հալոգենի ատոմի կողմից: Արդյունքում առաջանում են Na + կատիոնը և Cl - անիոնը, որոնք իրար են պահում էլեկտրաստատիկ ձգողականությամբ։

Իդեալական իոնային կապ գոյություն չունի: Նույնիսկ այնպիսի միացություններում, որոնք հաճախ դասակարգվում են որպես իոնային, էլեկտրոնների վերջնական փոխանցումը ատոմից ատոմ տեղի չի ունենում։ Ձևավորված էլեկտրոնային զույգը դեռ մնում է ներսում ընդհանուր օգտագործման. Ուստի խոսում են կովալենտային կապի իոնականության աստիճանի մասին։

Իոնային կապը բնութագրվում է միմյանց հետ կապված երկու հիմնական հատկություններով.

• ոչ ուղղորդվածություն, այսինքն. էլեկտրական դաշտԻոնի շուրջ այն ունի գնդիկի ձև;
• չհագեցվածությունը, այսինքն՝ հակառակ լիցքավորված իոնների թիվը, որոնք կարող են տեղակայվել ցանկացած իոնի շուրջ, որոշվում է դրանց չափերով։

Կովալենտային քիմիական կապ

Ոչ մետաղների ատոմների էլեկտրոնային ամպերի համընկնումով, այսինքն՝ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի միջոցով առաջացած կապը կոչվում է կովալենտային կապ։ Համօգտագործվող էլեկտրոնային զույգերի թիվը որոշում է կապի բազմակիությունը: Այսպիսով, ջրածնի ատոմները միացված են մեկ H··H կապով, իսկ թթվածնի ատոմները կազմում են O::O կրկնակի կապ:

Դրա ձևավորման երկու մեխանիզմ կա.

• Փոխանակում – յուրաքանչյուր ատոմ ներկայացնում է մեկ էլեկտրոն՝ առաջացնելով ընդհանուր զույգ՝ A· + ·B = A:B, մինչդեռ արտաքին ատոմային ուղեծրերը, որոնց վրա գտնվում է մեկ էլեկտրոն, մասնակցում են կապին:
• Դոնոր-ընդունիչ - կապ ստեղծելու համար ատոմներից մեկը (դոնոր) ապահովում է զույգ էլեկտրոններ, իսկ երկրորդը (ընդունիչ) ապահովում է ազատ ուղեծիր դրա տեղադրման համար՝ A + :B = A:B:

Տարբեր են նաև էլեկտրոնային ամպերի համընկնման եղանակները կովալենտային քիմիական կապի ձևավորման ժամանակ։

1. Ուղղակի. Ամպերի համընկնման շրջանը գտնվում է խնդրո առարկա ատոմների միջուկները միացնող ուղիղ երևակայական գծի վրա: Այս դեպքում առաջանում են σ կապեր։ Այս դեպքում առաջացող քիմիական կապի տեսակը կախված է համընկնող էլեկտրոնային ամպերի տեսակից՝ s-s, s-p, p-p, s-d կամ p-d σ կապեր։ Մասնիկում (մոլեկուլ կամ իոն) երկու հարևան ատոմների միջև հնարավոր է միայն մեկ σ կապ։
2. Կողային. Այն իրականացվում է ատոմների միջուկները միացնող գծի երկու կողմերում։ Այսպես է գոյանում π կապը, որի տարատեսակները նույնպես հնարավոր են՝ p-p, p-d, d-d։ Π կապը երբեք չի ձևավորվում σ կապից առանձին, այն կարող է առաջանալ բազմաթիվ (կրկնակի և եռակի) կապեր պարունակող մոլեկուլներում.

Կովալենտային կապերի հատկությունները

Նրանք որոշում են միացությունների քիմիական և ֆիզիկական հատկությունները: Նյութերի մեջ ցանկացած քիմիական կապի հիմնական հատկություններն են դրա ուղղորդվածությունը, բևեռայնությունը և բևեռացումը, ինչպես նաև հագեցվածությունը:

Կենտրոնանալկապերը որոշվում են նյութերի մոլեկուլային կառուցվածքի առանձնահատկություններով և դրանց մոլեկուլների երկրաչափական ձևով։ Դրա էությունն այն է, որ էլեկտրոնային ամպերի լավագույն համընկնումը հնարավոր է տիեզերքում որոշակի կողմնորոշմամբ: Σ- և π- կապերի ձևավորման տարբերակներն արդեն քննարկվել են վերևում:

Տակ հագեցվածությունհասկանալ ատոմների կարողությունը մոլեկուլում որոշակի քանակությամբ քիմիական կապեր ձևավորելու համար: Յուրաքանչյուր ատոմի համար կովալենտային կապերի քանակը սահմանափակվում է արտաքին ուղեծրերի քանակով։

Բևեռականությունկապը կախված է ատոմների էլեկտրաբացասական արժեքների տարբերությունից: Դրանից է կախված ատոմների միջուկների միջեւ էլեկտրոնների բաշխման միատեսակությունը։ Ըստ այս հատկանիշի՝ կովալենտային կապը կարող է լինել բևեռային կամ ոչ բևեռային։

• Եթե ​​ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը հավասարապես պատկանում է ատոմներից յուրաքանչյուրին և գտնվում է նրանց միջուկներից նույն հեռավորության վրա, ապա կովալենտային կապը ոչ բևեռ է։
• Եթե ​​էլեկտրոնների ընդհանուր զույգը տեղաշարժվում է դեպի ատոմներից մեկի միջուկը, ապա ձևավորվում է կովալենտ բևեռային քիմիական կապ։

Բևեռացումարտահայտվում է արտաքինի ազդեցության տակ կապի էլեկտրոնների տեղաշարժով էլեկտրական դաշտ, որը կարող է պատկանել մեկ այլ մասնիկի, նույն մոլեկուլի հարևան կապերին կամ ծագել արտաքին աղբյուրներըէլեկտրամագնիսական դաշտեր. Այսպիսով, նրանց ազդեցության տակ գտնվող կովալենտային կապը կարող է փոխել իր բևեռականությունը:

Օրբիտալների հիբրիդացումը հասկացվում է որպես քիմիական կապի ընթացքում դրանց ձևերի փոփոխություն: Սա անհրաժեշտ է ամենաարդյունավետ համընկնման հասնելու համար: Գոյություն ունեն հիբրիդացման հետևյալ տեսակները.

• sp3. Մեկ s և երեք p ուղեծրերը կազմում են նույն ձևի չորս «հիբրիդային» ուղեծրեր: Արտաքնապես այն նման է քառաեդրոնի, որի առանցքների միջև անկյունը 109° է։
• sp2. Մեկ s- և երկու p- ուղեծրերը կազմում են հարթ եռանկյունի, որի առանցքների միջև անկյունը 120° է:
• sp. Մեկ s- և մեկ p- ուղեծրերը կազմում են երկու «հիբրիդային» ուղեծրեր, որոնց առանցքների միջև անկյունը 180° է:

Մետաղների ատոմների կառուցվածքի առանձնահատուկ առանձնահատկությունը նրանց բավականին մեծ շառավիղն է և արտաքին ուղեծրերում փոքր քանակությամբ էլեկտրոնների առկայությունը։ Արդյունքում, նման քիմիական տարրերում միջուկի և վալենտային էլեկտրոնների միջև կապը համեմատաբար թույլ է և հեշտությամբ կոտրվում է։

ՄետաղԿապը մետաղի ատոմների և իոնների փոխազդեցությունն է, որն առաջանում է տեղայնացված էլեկտրոնների օգնությամբ։

Մետաղական մասնիկների մեջ վալենտային էլեկտրոնները կարող են հեշտությամբ հեռանալ արտաքին ուղեծրերից, ինչպես նաև զբաղեցնել նրանց վրա թափուր դիրքեր։ Այսպիսով, ժամանակի տարբեր պահերին նույն մասնիկը կարող է լինել ատոմ և իոն: Դրանցից անջատված էլեկտրոնները ազատորեն շարժվում են բյուրեղային ցանցի ողջ ծավալով և իրականացնում քիմիական կապ։

Այս տեսակի կապը նմանություն ունի իոնային և կովալենտային կապերի հետ։ Ինչպես իոնային կապերը, այնպես էլ մետաղական կապերը պահանջում են իոններ գոյություն ունենալու համար: Բայց եթե առաջին դեպքում էլեկտրաստատիկ փոխազդեցություն իրականացնելու համար անհրաժեշտ են կատիոններ և անիոններ, ապա երկրորդում բացասական լիցքավորված մասնիկների դերը խաղում են էլեկտրոնները։ Մետաղական կապը կովալենտային կապի հետ համեմատելիս երկուսն էլ պահանջում են ընդհանուր էլեկտրոններ ձևավորելու համար: Սակայն, ի տարբերություն բևեռային քիմիական կապերի, դրանք տեղայնացված չեն երկու ատոմների միջև, այլ պատկանում են բյուրեղային ցանցի բոլոր մետաղական մասնիկներին։

Մետաղական կապը պատասխանատու է գրեթե բոլոր մետաղների հատուկ հատկությունների համար.

• պլաստիկությունը առկա է էլեկտրոնային գազի կողմից պահվող բյուրեղային ցանցում ատոմների շերտերի տեղաշարժման հնարավորության պատճառով.
• մետաղական փայլ, որը նկատվում է էլեկտրոններից լույսի ճառագայթների արտացոլման շնորհիվ (փոշու վիճակում չկա բյուրեղային ցանց և, հետևաբար, էլեկտրոնները շարժվում են դրա միջով);
• էլեկտրական հաղորդունակությունը, որն իրականացվում է լիցքավորված մասնիկների հոսքով և ներս այս դեպքումփոքր էլեկտրոնները ազատորեն շարժվում են խոշոր մետաղական իոնների միջով.
• ջերմային հաղորդունակությունը նկատվում է էլեկտրոնների ջերմություն փոխանցելու ունակության շնորհիվ։

Այս տեսակի քիմիական կապը երբեմն կոչվում է միջանկյալ կովալենտային և միջմոլեկուլային փոխազդեցությունների միջև: Եթե ​​ջրածնի ատոմը կապ ունի խիստ էլեկտրաբացասական տարրերից մեկի հետ (ինչպիսիք են ֆոսֆորը, թթվածինը, քլորը, ազոտը), ապա այն ի վիճակի է ստեղծել լրացուցիչ կապ, որը կոչվում է ջրածնային կապ։

Այն շատ ավելի թույլ է, քան վերը քննարկված կապերի բոլոր տեսակները (էներգիան ոչ ավելի, քան 40 կՋ/մոլ), բայց դա չի կարելի անտեսել: Ահա թե ինչու ջրածնային քիմիական կապը գծագրում հայտնվում է որպես կետագիծ:

Ջրածնային կապի առաջացումը հնարավոր է դոնոր-ընդունիչ միաժամանակյա էլեկտրաստատիկ փոխազդեցության շնորհիվ։ Էլեկտրաբացասական արժեքների մեծ տարբերությունը հանգեցնում է O, N, F և այլ ատոմների վրա ավելորդ էլեկտրոնի խտության առաջացմանը, ինչպես նաև ջրածնի ատոմի վրա դրա անբավարարությանը: Այն դեպքում, երբ այդպիսի ատոմների միջև գոյություն չունի քիմիական կապ, երբ դրանք բավական մոտ են, ակտիվանում են գրավիչ ուժերը: Այս դեպքում պրոտոնը էլեկտրոնային զույգի ընդունողն է, իսկ երկրորդ ատոմը՝ դոնորը։

Ջրածնային կապերը կարող են առաջանալ ինչպես հարևան մոլեկուլների, օրինակ՝ ջրի, կարբոքսիլաթթուների, սպիրտների, ամոնիակի և մոլեկուլի ներսում, օրինակ՝ սալիցիլաթթվի միջև:

Ջրի մոլեկուլների միջև ջրածնային կապերի առկայությունը բացատրում է դրա մի շարք եզակի ֆիզիկական հատկություններ:

• Նրա ջերմային հզորության, դիէլեկտրական հաստատունի, եռման և հալման կետերի արժեքները, ըստ հաշվարկների, պետք է զգալիորեն պակաս լինեն իրականից, ինչը բացատրվում է մոլեկուլների համախմբվածությամբ և միջմոլեկուլային ջրածնային կապերի խզման վրա էներգիա ծախսելու անհրաժեշտությամբ:
• Ի տարբերություն այլ նյութերի, ջրի ծավալը մեծանում է ջերմաստիճանի նվազման հետ։ Դա տեղի է ունենում այն ​​պատճառով, որ մոլեկուլները որոշակի դիրք են զբաղեցնում սառույցի բյուրեղային կառուցվածքում և հեռանում են միմյանցից ջրածնային կապի երկարությամբ:

Այս կապը հատուկ դեր է խաղում կենդանի օրգանիզմների համար, քանի որ դրա առկայությունը սպիտակուցի մոլեկուլներում որոշում է նրանց հատուկ կառուցվածքը, հետևաբար և դրանց հատկությունները: Բացի այդ, նուկլեինաթթուներ, որը կազմում է ԴՆԹ-ի կրկնակի պարույրը, նույնպես կապված են ջրածնային կապերով։

Կապեր բյուրեղներում

ճնշող մեծամասնությունը պինդ նյութերունի բյուրեղյա վանդակ՝ դրանք կազմող մասնիկների հատուկ փոխադարձ դասավորություն: Այս դեպքում նկատվում է եռաչափ պարբերականություն, և հանգույցներում տեղակայվում են ատոմներ, մոլեկուլներ կամ իոններ, որոնք միացված են երևակայական գծերով։ Կախված այս մասնիկների բնույթից և նրանց միջև կապերից՝ բոլոր բյուրեղային կառուցվածքները բաժանվում են ատոմային, մոլեկուլային, իոնային և մետաղական։

Իոնային բյուրեղային ցանցի հանգույցները պարունակում են կատիոններ և անիոններ։ Ավելին, նրանցից յուրաքանչյուրը շրջապատված է խիստ սահմանված թվով իոններով՝ միայն հակառակ լիցքով։ Տիպիկ օրինակ է նատրիումի քլորիդը (NaCl): Նրանք հակված են ունենալ բարձր հալման կետեր և կարծրություն, քանի որ դրանք քայքայվելու համար պահանջում են մեծ էներգիա:

Մոլեկուլային բյուրեղային ցանցի հանգույցներում կան կովալենտային կապերով առաջացած նյութերի մոլեկուլներ (օրինակ՝ I 2)։ Նրանք միմյանց հետ կապված են թույլ վան դեր Վալսի փոխազդեցությամբ, և, հետևաբար, նման կառույցը հեշտ է ոչնչացնել: Նման միացություններն ունեն ցածր եռման և հալման կետեր:

Ատոմային բյուրեղյա վանդակը ձևավորվում է բարձր վալենտական ​​արժեք ունեցող քիմիական տարրերի ատոմներից։ Դրանք կապված են ամուր կովալենտային կապերով, ինչը նշանակում է, որ նյութերը տարբեր են բարձր ջերմաստիճաններեռացող, հալվող և մեծ կարծրություն։ Օրինակ է ադամանդը:

Այսպիսով, բոլոր տեսակի կապերը հասանելի են քիմիական նյութեր, ունեն իրենց առանձնահատկությունները, որոնք բացատրում են մոլեկուլներում և նյութերում մասնիկների փոխազդեցության նրբությունները։ Միացությունների հատկությունները կախված են դրանցից։ Նրանք որոշում են շրջակա միջավայրում տեղի ունեցող բոլոր գործընթացները:

.

Դուք գիտեք, որ ատոմները կարող են միավորվել միմյանց հետ և ձևավորել ինչպես պարզ, այնպես էլ բարդ նյութեր: Այս դեպքում, տարբեր տեսակներքիմիական կապեր. իոնային, կովալենտային (ոչ բևեռային և բևեռային), մետաղական և ջրածին:Տարրերի ատոմների ամենակարևոր հատկություններից մեկը, որը որոշում է, թե ինչ կապ է ձևավորվում նրանց միջև՝ իոնային կամ կովալենտ. Սա էլեկտրաբացասականություն է, այսինքն. միացության ատոմների էլեկտրոններ ներգրավելու ունակությունը:

Էլեկտրբացասականության պայմանական քանակական գնահատականը տրվում է հարաբերական էլեկտրաբացասականության սանդղակով։

Ժամանակահատվածներում առկա է տարրերի էլեկտրաբացասականության աճի ընդհանուր միտում, իսկ խմբերում՝ դրանց նվազման։ Տարրերը դասավորված են անընդմեջ՝ ըստ իրենց էլեկտրաբացասականության, որի հիման վրա կարելի է համեմատել տարբեր ժամանակաշրջաններում տեղակայված տարրերի էլեկտրաբացասականությունը։

Քիմիական կապի տեսակը կախված է նրանից, թե որքան մեծ է տարրերի միացնող ատոմների էլեկտրաբացասական արժեքների տարբերությունը: Որքան շատ են կապը կազմող տարրերի ատոմները տարբերվում էլեկտրաբացասականությամբ, այնքան ավելի բևեռային է քիմիական կապը։ Քիմիական կապերի տեսակների միջև անհնար է հստակ սահման գծել։ Միացությունների մեծ մասում քիմիական կապի տեսակը միջանկյալ է. օրինակ, բարձր բևեռային կովալենտային քիմիական կապը մոտ է իոնային կապին: Կախված նրանից, թե սահմանափակող դեպքերից որն է քիմիական կապն իր բնույթով ավելի մոտ, այն դասակարգվում է որպես իոնային կամ կովալենտ բևեռային կապ:

Իոնային կապը ձևավորվում է ատոմների փոխազդեցությամբ, որոնք միմյանցից կտրուկ տարբերվում են էլեկտրաբացասականությամբ։Օրինակ, տիպիկ մետաղները լիթիում (Li), նատրիում (Na), կալիում (K), կալցիում (Ca), ստրոնցիում (Sr), բարիում (Ba) իոնային կապեր են կազմում բնորոշ ոչ մետաղների, հիմնականում հալոգենների հետ։

Բացի ալկալային մետաղների հալոգենիդներից, իոնային կապեր են ձևավորվում նաև այնպիսի միացություններում, ինչպիսիք են ալկալիները և աղերը։ Օրինակ՝ նատրիումի հիդրօքսիդում (NaOH) և նատրիումի սուլֆատում (Na 2 SO 4) իոնային կապեր գոյություն ունեն միայն նատրիումի և թթվածնի ատոմների միջև (մնացած կապերը բևեռային կովալենտ են)։

Երբ փոխազդում են նույն էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմները, ձևավորվում են կովալենտային ոչ բևեռային կապով մոլեկուլներ։Նման կապ գոյություն ունի հետևյալ պարզ նյութերի մոլեկուլներում՝ H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2։ Այս գազերում քիմիական կապերը ձևավորվում են ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի միջոցով, այսինքն. երբ համապատասխան էլեկտրոնային ամպերը համընկնում են՝ էլեկտրոն-միջուկային փոխազդեցության պատճառով, որը տեղի է ունենում, երբ ատոմները մոտենում են միմյանց։

Նյութերի էլեկտրոնային բանաձևերը կազմելիս պետք է հիշել, որ յուրաքանչյուր ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ իրենից ներկայացնում է էլեկտրոնային խտության բարձրացման պայմանական պատկեր, որը բխում է համապատասխան էլեկտրոնային ամպերի համընկնումից:

Երբ ատոմները փոխազդում են, որոնց էլեկտրաբացասականության արժեքները տարբերվում են, բայց ոչ կտրուկ, ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը տեղափոխվում է ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ:Սա քիմիական կապի ամենատարածված տեսակն է, որը հայտնաբերվել է ինչպես անօրգանական, այնպես էլ օրգանական միացություններում:

Կովալենտային կապերը լիովին ներառում են նաև այն կապերը, որոնք ձևավորվում են դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով, օրինակ՝ հիդրոնիումի և ամոնիումի իոններում։

Մետաղական միացում.

Մետաղական իոնների հետ համեմատաբար ազատ էլեկտրոնների փոխազդեցության արդյունքում առաջացած կապը կոչվում է մետաղական կապ։Այս տեսակի կապը բնորոշ է պարզ նյութերին՝ մետաղներին։

Մետաղական կապի ձևավորման գործընթացի էությունը հետևյալն է՝ մետաղի ատոմները հեշտությամբ հրաժարվում են վալենտային էլեկտրոններից և վերածվում դրական լիցքավորված իոնների։ Համեմատաբար ազատ էլեկտրոնները, որոնք անջատվել են ատոմից, շարժվում են դրական մետաղական իոնների միջև։ Նրանց միջև առաջանում է մետաղական կապ, այսինքն՝ էլեկտրոնները, այսպես ասած, ցեմենտավորում են մետաղների բյուրեղային ցանցի դրական իոնները։

Ջրածնային կապ.

Կապ, որը ձևավորվում է մեկ մոլեկուլի ջրածնի ատոմների և խիստ էլեկտրաբացասական տարրի ատոմների միջև(O, N, F) մեկ այլ մոլեկուլ կոչվում է ջրածնային կապ:

Հարց կարող է առաջանալ՝ ինչո՞ւ է ջրածինը ստեղծում նման կոնկրետ քիմիական կապ։

Դա բացատրվում է նրանով, որ ջրածնի ատոմային շառավիղը շատ փոքր է։ Բացի այդ, երբ ջրածինը տեղաշարժում է կամ ամբողջությամբ հրաժարվում է իր մեկ էլեկտրոնից, այն ձեռք է բերում համեմատաբար բարձր դրական լիցք, որի շնորհիվ մեկ մոլեկուլի ջրածինը փոխազդում է էլեկտրաբացասական տարրերի ատոմների հետ, որոնք ունեն մասնակի բացասական լիցք, որը մտնում է այլ մոլեկուլների բաղադրություն (HF, H 2 O, NH 3):

Դիտարկենք մի քանի օրինակ։ Սովորաբար մենք պատկերում ենք ջրի բաղադրությունը քիմիական բանաձեւ H 2 O. Այնուամենայնիվ, սա ամբողջովին ճշգրիտ չէ: Ավելի ճիշտ կլինի ջրի բաղադրությունը նշել (H 2 O)n բանաձևով, որտեղ n = 2,3,4 և այլն: Սա բացատրվում է նրանով, որ ջրի առանձին մոլեկուլները միմյանց հետ կապված են ջրածնային կապերի միջոցով: .

Ջրածնային կապերը սովորաբար նշվում են կետերով։ Այն շատ ավելի թույլ է, քան իոնային կամ կովալենտային կապերը, բայց ավելի ուժեղ, քան սովորական միջմոլեկուլային փոխազդեցությունները։

Ջրածնային կապերի առկայությունը բացատրում է ջրի ծավալի ավելացումը ջերմաստիճանի նվազմամբ։ Դա պայմանավորված է նրանով, որ ջերմաստիճանի նվազման հետ մոլեկուլները ուժեղանում են, հետևաբար դրանց «փաթեթավորման» խտությունը նվազում է:

Օրգանական քիմիան ուսումնասիրելիս առաջացավ հետևյալ հարցը՝ ինչո՞ւ սպիրտների եռման կետերը շատ ավելի բարձր են, քան համապատասխան ածխաջրածինները։ Դա բացատրվում է նրանով, որ ալկոհոլի մոլեկուլների միջեւ առաջանում են նաեւ ջրածնային կապեր։

Սպիրտների եռման ջերմաստիճանի բարձրացում տեղի է ունենում նաև դրանց մոլեկուլների մեծացման պատճառով։

Ջրածնային կապը բնորոշ է նաև շատ ուրիշների օրգանական միացություններ(ֆենոլներ, կարբոքսիլաթթուներ և այլն): Օրգանական քիմիայի և ընդհանուր կենսաբանության դասընթացներից դուք գիտեք, որ ջրածնային կապի առկայությունը բացատրում է սպիտակուցների երկրորդական կառուցվածքը, ԴՆԹ-ի կրկնակի պարույրի կառուցվածքը, այսինքն՝ փոխլրացման երևույթը:

Պետական ​​միասնական քննության կոդավորիչի թեմաները. Կովալենտային քիմիական կապը, դրա տեսակները և ձևավորման մեխանիզմները: Կովալենտային կապերի բնութագրերը (բևեռականություն և կապի էներգիա): Իոնային կապ. Մետաղական միացում. Ջրածնային կապ

Ներմոլեկուլային քիմիական կապեր

Նախ, եկեք նայենք կապերին, որոնք առաջանում են մոլեկուլների ներսում գտնվող մասնիկների միջև: Նման կապերը կոչվում են ներմոլեկուլային.

Քիմիական կապ քիմիական տարրերի ատոմների միջև ունի էլեկտրաստատիկ բնույթ և ձևավորվում է շնորհիվ արտաքին (վալենտային) էլեկտրոնների փոխազդեցությունը, այս կամ այն ​​չափով պահվում են դրական լիցքավորված միջուկներովկապված ատոմներ.

Հիմնական հայեցակարգն այստեղ է ԷԼԵԿՏՐԱԲԱԶԵՑԱԿԱՆՈՒԹՅՈՒՆ. Հենց դա էլ որոշում է ատոմների միջև քիմիական կապի տեսակը և այս կապի հատկությունները։

ատոմի գրավելու (պահելու) կարողությունն է արտաքին(վալենտություն) էլեկտրոններ. Էլեկտրոնեգատիվությունը որոշվում է արտաքին էլեկտրոնների միջուկի ձգման աստիճանով և հիմնականում կախված է ատոմի շառավղից և միջուկի լիցքից։

Էլեկտրոնեգատիվությունը դժվար է միանշանակ որոշել: Լ. Փոլինգը կազմել է հարաբերական էլեկտրաբացասականության աղյուսակ (հիմնվելով երկատոմային մոլեկուլների կապի էներգիայի վրա)։ Առավել էլեկտրաբացասական տարրն է ֆտորինիմաստով 4 .

Կարևոր է նշել, որ տարբեր աղբյուրներում կարող եք գտնել էլեկտրաբացասականության արժեքների տարբեր սանդղակներ և աղյուսակներ: Սա չպետք է անհանգստանա, քանի որ քիմիական կապի ձևավորումը դեր է խաղում ատոմները, և դա մոտավորապես նույնն է ցանկացած համակարգում:

Եթե ​​A:B քիմիական կապի ատոմներից մեկն ավելի ուժեղ է ձգում էլեկտրոններին, ապա էլեկտրոնային զույգը շարժվում է դեպի այն։ Որքան ավելի շատ էլեկտրաբացասականության տարբերությունատոմները, այնքան ավելի շատ է տեղաշարժվում էլեկտրոնային զույգը:

Եթե ​​փոխազդող ատոմների էլեկտրաբացասականությունը հավասար կամ մոտավորապես հավասար է. EO(A)≈EO(B), ապա ընդհանուր էլեկտրոնային զույգը չի շարժվում դեպի ատոմներից որևէ մեկը. Ա: Բ. Այս կապը կոչվում է կովալենտ ոչ բևեռ.

Եթե ​​փոխազդող ատոմների էլեկտրաբացասականությունը տարբերվում է, բայց ոչ մեծապես (էլեկտրբացասականության տարբերությունը մոտավորապես 0,4-ից 2 է. 0,4<ΔЭО<2 ), այնուհետև էլեկտրոնային զույգը տեղափոխվում է ատոմներից մեկը։ Այս կապը կոչվում է կովալենտ բևեռ .

Եթե ​​փոխազդող ատոմների էլեկտրաբացասականությունը զգալիորեն տարբերվում է (էլեկտրբացասականության տարբերությունը 2-ից մեծ է. ΔEO>2), այնուհետև էլեկտրոններից մեկը գրեթե ամբողջությամբ տեղափոխվում է մեկ այլ ատոմ՝ ձևավորմամբ իոններ. Այս կապը կոչվում է իոնային.

Քիմիական կապերի հիմնական տեսակները − կովալենտ, իոնայինԵվ մետաղականհաղորդակցություններ. Եկեք մանրամասն նայենք դրանց:

Կովալենտային քիմիական կապ

Կովալենտային կապ – սա քիմիական կապ է , ձևավորվել է շնորհիվ A:B ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի ձևավորում . Ընդ որում՝ երկու ատոմ համընկնումըատոմային ուղեծրեր. Կովալենտային կապը ձևավորվում է էլեկտրաբացասականության փոքր տարբերությամբ ատոմների փոխազդեցությունից (սովորաբար երկու ոչ մետաղների միջև) կամ մեկ տարրի ատոմներ։

Կովալենտային կապերի հիմնական հատկությունները

• կենտրոնանալ,
• հագեցվածություն,
• բևեռականություն,
• բևեռացում.

Այս կապող հատկությունները ազդում են նյութերի քիմիական և ֆիզիկական հատկությունների վրա:

Հաղորդակցման ուղղություն բնութագրում է նյութերի քիմիական կառուցվածքը և ձևը. Երկու կապերի միջև եղած անկյունները կոչվում են կապի անկյուններ: Օրինակ, ջրի մոլեկուլում կապի անկյունը H-O-H 104,45 o է, հետևաբար ջրի մոլեկուլը բևեռային է, իսկ մեթանի մոլեկուլում կապի անկյունը H-C-H 108 o 28′ է:

Հագեցվածություն ատոմների սահմանափակ թվով կովալենտային քիմիական կապեր ձևավորելու ունակությունն է։ Այն կապերի թիվը, որը կարող է առաջացնել ատոմը, կոչվում է:

Բևեռականությունկապը տեղի է ունենում տարբեր էլեկտրաբացասականություն ունեցող երկու ատոմների միջև էլեկտրոնային խտության անհավասար բաշխման պատճառով: Կովալենտային կապերը բաժանվում են բևեռային և ոչ բևեռային:

Բևեռացում կապերն են արտաքին էլեկտրական դաշտի ազդեցության տակ կապի էլեկտրոնների տեղաշարժվելու ունակությունը(մասնավորապես, մեկ այլ մասնիկի էլեկտրական դաշտը): Բևեռացումը կախված է էլեկտրոնների շարժունակությունից: Որքան հեռու է էլեկտրոնը միջուկից, այնքան ավելի շարժուն է այն, և, համապատասխանաբար, մոլեկուլն ավելի բևեռացվող է:

Կովալենտային ոչ բևեռային քիմիական կապ

Կովալենտային կապի 2 տեսակ կա. ԲԵՎԵՂԵվ ՈՉ ԲԵՎԵՂ .

Օրինակ . Դիտարկենք ջրածնի H2 մոլեկուլի կառուցվածքը։ Ջրածնի յուրաքանչյուր ատոմ իր արտաքին էներգիայի մակարդակում կրում է 1 չզույգված էլեկտրոն: Ատոմը ցուցադրելու համար մենք օգտագործում ենք Լյուիսի կառուցվածքը. սա ատոմի արտաքին էներգիայի մակարդակի կառուցվածքի դիագրամ է, երբ էլեկտրոնները նշվում են կետերով: Լյուիս կետի կառուցվածքի մոդելները բավականին օգտակար են երկրորդ շրջանի տարրերի հետ աշխատելիս:

Հ. + . H = H:H

Այսպիսով, ջրածնի մոլեկուլն ունի մեկ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ և մեկ H–H քիմիական կապ։ Այս էլեկտրոնային զույգը չի շարժվում դեպի ջրածնի ատոմներից որևէ մեկը, քանի որ Ջրածնի ատոմներն ունեն նույն էլեկտրաբացասականությունը։ Այս կապը կոչվում է կովալենտ ոչ բևեռ .

Կովալենտային ոչ բևեռային (սիմետրիկ) կապ կովալենտային կապ է, որը ձևավորվում է հավասար էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմների կողմից (սովորաբար նույն ոչ մետաղների) և, հետևաբար, ատոմների միջուկների միջև էլեկտրոնային խտության միատեսակ բաշխմամբ։

Ոչ բևեռային կապերի դիպոլային մոմենտը 0 է։

Օրինակներ: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8:

Կովալենտ բևեռային քիմիական կապ

Կովալենտ բևեռային կապ կովալենտային կապ է, որը տեղի է ունենում միջև տարբեր էլեկտրաբացասականությամբ ատոմներ (սովորաբար տարբեր ոչ մետաղներ) և բնութագրվում է տեղաշարժկիսել է էլեկտրոնային զույգը ավելի էլեկտրաբացասական ատոմի հետ (բևեռացում):

Էլեկտրոնի խտությունը տեղափոխվում է ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ, հետևաբար դրա վրա հայտնվում է մասնակի բացասական լիցք (δ-), իսկ ավելի քիչ էլեկտրաբացասական ատոմի վրա՝ մասնակի դրական լիցք (δ+, դելտա +):

Որքան մեծ է ատոմների էլեկտրաբացասականության տարբերությունը, այնքան բարձր է բևեռականությունկապեր և այլն դիպոլային պահ . Հարևան մոլեկուլների և հակառակ նշանի լիցքերի միջև գործում են լրացուցիչ գրավիչ ուժեր, որոնք մեծանում են ուժհաղորդակցություններ.

Կապի բևեռականությունը ազդում է միացությունների ֆիզիկական և քիմիական հատկությունների վրա: Ռեակցիայի մեխանիզմները և նույնիսկ հարևան կապերի ռեակտիվությունը կախված են կապի բևեռականությունից։ Կապի բևեռականությունը հաճախ որոշում է մոլեկուլային բևեռականությունև այդպիսով ուղղակիորեն ազդում է այնպիսի ֆիզիկական հատկությունների վրա, ինչպիսիք են եռման կետը և հալման կետը, լուծելիությունը բևեռային լուծիչներում:

Օրինակներ. HCl, CO 2, NH 3:

Կովալենտային կապի ձևավորման մեխանիզմները

Կովալենտային քիմիական կապերը կարող են առաջանալ 2 մեխանիզմով.

1. Փոխանակման մեխանիզմ Կովալենտային քիմիական կապի ձևավորումն այն է, երբ յուրաքանչյուր մասնիկ ապահովում է մեկ չզույգված էլեկտրոն՝ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ ձևավորելու համար.

Ա . + . B= A:B

2. Կովալենտային կապի ձևավորումը մեխանիզմ է, որի դեպքում մասնիկներից մեկը ապահովում է միայնակ զույգ էլեկտրոններ, իսկ մյուս մասնիկն ապահովում է դատարկ ուղեծիր այս էլեկտրոնային զույգի համար.

A: + B= A:B

Այս դեպքում ատոմներից մեկը ապահովում է միայնակ զույգ էլեկտրոններ ( դոնոր), իսկ մյուս ատոմն ապահովում է դատարկ ուղեծիր այդ զույգի համար ( ընդունող) Երկու կապերի առաջացման արդյունքում էլեկտրոնների էներգիան նվազում է, այսինքն. սա օգտակար է ատոմների համար:

Կովալենտային կապ, որը ձևավորվում է դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով ոչ մի տարբերփոխանակման մեխանիզմով ձևավորված այլ կովալենտային կապերի հատկություններում։ Դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով կովալենտային կապի ձևավորումը բնորոշ է կամ արտաքին էներգիայի մակարդակում մեծ թվով էլեկտրոններով (էլեկտրոնների դոնորներ), կամ, ընդհակառակը, շատ փոքր թվով էլեկտրոններով (էլեկտրոնների ընդունիչներ) ունեցող ատոմների համար: Ատոմների վալենտային հնարավորությունները ավելի մանրամասն քննարկվում են համապատասխան բաժնում։

Կովալենտային կապը ձևավորվում է դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով.

- մոլեկուլում ածխածնի երկօքսիդ CO(մոլեկուլում կապը եռակի է, 2 կապ առաջանում է փոխանակման մեխանիզմով, մեկը՝ դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով՝ C≡O;

-Վ ամոնիումի իոն NH 4 +, իոններով օրգանական ամիններ, օրինակ, մեթիլամոնիումի իոնում CH 3 -NH 2 +;

-Վ բարդ միացություններ, քիմիական կապ կենտրոնական ատոմի և լիգանդի խմբերի միջև, օրինակ՝ նատրիումի տետրահիդրոքսոալյումինատ Na-ում կապը ալյումինի և հիդրօքսիդի իոնների միջև.

-Վ ազոտական ​​թթու և դրա աղերը- նիտրատներ՝ HNO 3, NaNO 3, որոշ այլ ազոտային միացություններում;

- մոլեկուլում օզոն O3.

Կովալենտային կապերի հիմնական բնութագրերը

Կովալենտային կապերը սովորաբար ձևավորվում են ոչ մետաղների ատոմների միջև: Կովալենտային կապի հիմնական բնութագրերն են երկարությունը, էներգիան, բազմապատկությունը և ուղղորդվածությունը:

Քիմիական կապի բազմակիությունը

Քիմիական կապի բազմակիությունը - Սա միացության երկու ատոմների միջև ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի թիվը. Կապի բազմակիությունը կարելի է հեշտությամբ որոշել մոլեկուլը կազմող ատոմների արժեքներից:

Օրինակ , ջրածնի H 2 մոլեկուլում կապի բազմապատկությունը 1 է, քանի որ Յուրաքանչյուր ջրածին իր արտաքին էներգիայի մակարդակում ունի միայն 1 չզույգված էլեկտրոն, հետևաբար ձևավորվում է մեկ ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ:

O2 թթվածնի մոլեկուլում կապի բազմակիությունը 2 է, քանի որ Արտաքին էներգիայի մակարդակի յուրաքանչյուր ատոմ ունի 2 չզույգված էլեկտրոն՝ O=O:

Ազոտի N2 մոլեկուլում կապի բազմապատկությունը 3 է, քանի որ Յուրաքանչյուր ատոմի միջև կան 3 չզույգված էլեկտրոններ արտաքին էներգիայի մակարդակում, և ատոմները կազմում են 3 ընդհանուր էլեկտրոնային զույգ N≡N:

Կովալենտային կապի երկարությունը

Քիմիական կապի երկարությունը կապը կազմող ատոմների միջուկների կենտրոնների միջև հեռավորությունն է։ Այն որոշվում է փորձարարական ֆիզիկական մեթոդներով։ Կապի երկարությունը կարելի է մոտավորապես գնահատել՝ օգտագործելով հավելյալության կանոնը, ըստ որի AB մոլեկուլում կապի երկարությունը մոտավորապես հավասար է A 2 և B 2 մոլեկուլների կապի երկարությունների գումարի կեսին.

Քիմիական կապի երկարությունը կարելի է մոտավորապես գնահատել ատոմային շառավիղներովկապ ստեղծելով, կամ կապի բազմակիությամբ, եթե ատոմների շառավիղները շատ տարբեր չեն։

Քանի որ կապ կազմող ատոմների շառավիղները մեծանում են, կապի երկարությունը կավելանա:

Օրինակ

Ատոմների միջև կապերի բազմակի մեծացման հետ (որոնց ատոմային շառավիղները չեն տարբերվում կամ փոքր-ինչ տարբերվում են), կապի երկարությունը կնվազի:

Օրինակ . Շարքերում՝ C–C, C=C, C≡C, կապի երկարությունը նվազում է։

Հաղորդակցման էներգիա

Քիմիական կապի ուժի չափանիշը կապի էներգիան է: Հաղորդակցման էներգիա որոշվում է էներգիայով, որն անհրաժեշտ է կապը կոտրելու և այդ կապը ձևավորող ատոմները միմյանցից անսահման մեծ հեռավորության վրա հեռացնելու համար:

Կովալենտային կապն է շատ դիմացկուն.Նրա էներգիան տատանվում է մի քանի տասնյակից մինչև մի քանի հարյուր կՋ/մոլ։ Որքան մեծ է կապի էներգիան, այնքան մեծ է կապի ուժը և հակառակը:

Քիմիական կապի ուժը կախված է կապի երկարությունից, կապի բևեռականությունից և կապի բազմակիությունից: Որքան երկար է քիմիական կապը, այնքան ավելի հեշտ է այն կոտրվել, և որքան ցածր է կապի էներգիան, այնքան ցածր է դրա ամրությունը: Որքան կարճ է քիմիական կապը, այնքան ավելի ամուր է այն, և այնքան մեծ է կապի էներգիան:

Օրինակ, HF, HCl, HBr միացությունների շարքում՝ ձախից աջ, քիմիական կապի ամրությունը. նվազում է, քանի որ Միացման երկարությունը մեծանում է:

Իոնային քիմիական կապ

Իոնային կապ վրա հիմնված քիմիական կապ է իոնների էլեկտրաստատիկ ձգում.

Իոններառաջանում են ատոմների կողմից էլեկտրոններ ընդունելու կամ նվիրաբերելու գործընթացում։ Օրինակ, բոլոր մետաղների ատոմները թույլ են պահում էլեկտրոնները արտաքին էներգիայի մակարդակից: Հետեւաբար, մետաղի ատոմները բնութագրվում են վերականգնող հատկություններ- էլեկտրոններ նվիրելու ունակություն.

Օրինակ. Նատրիումի ատոմը պարունակում է 1 էլեկտրոն 3 էներգիայի մակարդակում: Հեշտությամբ հրաժարվելով դրանից՝ նատրիումի ատոմը ձևավորում է շատ ավելի կայուն Na + իոն՝ ազնիվ գազի նեոն Neon-ի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիայով։ Նատրիումի իոնը պարունակում է 11 պրոտոն և ընդամենը 10 էլեկտրոն, ուստի իոնի ընդհանուր լիցքը -10+11 = +1 է:

+11Նա) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Նա +) 2 ) 8

Օրինակ. Քլորի ատոմն իր արտաքին էներգիայի մակարդակում պարունակում է 7 էլեկտրոն: Կայուն իներտ արգոնի Ar ատոմի կոնֆիգուրացիան ձեռք բերելու համար քլորին անհրաժեշտ է ձեռք բերել 1 էլեկտրոն: Էլեկտրոն ավելացնելուց հետո առաջանում է էլեկտրոններից բաղկացած կայուն քլորի իոն։ Իոնի ընդհանուր լիցքը -1 է:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Խնդրում ենք նկատի ունենալ.

• Իոնների հատկությունները տարբերվում են ատոմների հատկություններից։
• Կայուն իոնները կարող են ձևավորվել ոչ միայն ատոմներ, բայց նաև ատոմների խմբեր. Օրինակ՝ ամոնիումի իոն NH 4 +, սուլֆատ իոն SO 4 2- և այլն: Նման իոններից առաջացած քիմիական կապերը նույնպես համարվում են իոնային;
• Իոնային կապերը սովորաբար ձևավորվում են միմյանց միջև մետաղներԵվ ոչ մետաղներ(ոչ մետաղական խմբեր);

Ստացված իոնները ձգվում են էլեկտրական ձգողականության շնորհիվ՝ Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-։

Եկեք տեսողականորեն ամփոփենք տարբերությունը կովալենտային և իոնային կապերի տեսակների միջև:

Մետաղական միացում կապ է, որը ձևավորվում է հարաբերականորեն ազատ էլեկտրոններմիջեւ մետաղական իոններ, ձևավորելով բյուրեղյա վանդակ:

Մետաղների ատոմները սովորաբար գտնվում են արտաքին էներգիայի մակարդակի վրա մեկից երեք էլեկտրոն. Մետաղների ատոմների շառավիղները, որպես կանոն, մեծ են, հետևաբար, մետաղի ատոմները, ի տարբերություն ոչ մետաղների, բավականին հեշտությամբ հրաժարվում են իրենց արտաքին էլեկտրոններից, այսինքն. ուժեղ վերականգնող նյութեր են.

Էլեկտրոններ նվիրաբերելով՝ մետաղի ատոմները վերածվում են դրական լիցքավորված իոններ . Անջատված էլեկտրոնները համեմատաբար ազատ են շարժվում ենդրական լիցքավորված մետաղական իոնների միջև: Այս մասնիկների միջև կապ է առաջանում, քանի որ Ընդհանուր էլեկտրոնները պահում են մետաղական կատիոնները, որոնք դասավորված են միմյանց հետ շերտերով , այսպիսով ստեղծելով բավականին ուժեղ մետաղական բյուրեղյա վանդակ . Այս դեպքում էլեկտրոնները շարունակաբար շարժվում են քաոսային, այսինքն. Անընդհատ հայտնվում են նոր չեզոք ատոմներ և նոր կատիոններ։

Միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ

Առանձին-առանձին, արժե հաշվի առնել այն փոխազդեցությունները, որոնք առաջանում են նյութի առանձին մոլեկուլների միջև. միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ . Միջմոլեկուլային փոխազդեցությունները չեզոք ատոմների փոխազդեցության տեսակ են, որոնցում նոր կովալենտային կապեր չեն առաջանում։ Մոլեկուլների փոխազդեցության ուժերը հայտնաբերվել են Վան դեր Վալսի կողմից 1869 թվականին և անվանվել նրա անունով։ Վան դար Վալսի ուժերը. Վան դեր Վալսի ուժերը բաժանված են կողմնորոշում, ինդուկցիա Եվ ցրող . Միջմոլեկուլային փոխազդեցությունների էներգիան շատ ավելի քիչ է, քան քիմիական կապերի էներգիան։

Ներգրավման կողմնորոշիչ ուժերը առաջանում են բևեռային մոլեկուլների միջև (դիպոլ-դիպոլ փոխազդեցություն): Այս ուժերը առաջանում են բևեռային մոլեկուլների միջև։ Ինդուկտիվ փոխազդեցություններ բևեռային և ոչ բևեռային մոլեկուլի փոխազդեցությունն է։ Ոչ բևեռային մոլեկուլը բևեռացված է բևեռային մոլեկուլի ազդեցությամբ, որն առաջացնում է լրացուցիչ էլեկտրաստատիկ ձգում:

Միջմոլեկուլային փոխազդեցության հատուկ տեսակ են ջրածնային կապերը։ - դրանք միջմոլեկուլային (կամ ներմոլեկուլային) քիմիական կապեր են, որոնք առաջանում են բարձր բևեռային կովալենտային կապեր ունեցող մոլեկուլների միջև. H-F, H-O կամ H-N. Եթե ​​մոլեկուլում կան նման կապեր, ապա մոլեկուլների միջև կլինեն լրացուցիչ գրավիչ ուժեր .

Կրթության մեխանիզմ ջրածնային կապը մասամբ էլեկտրաստատիկ է և մասամբ դոնոր-ընդունիչ: Այս դեպքում էլեկտրոնային զույգի դոնորը խիստ էլեկտրաբացասական տարրի (F, O, N) ատոմն է, իսկ ընդունողը՝ այդ ատոմների հետ կապված ջրածնի ատոմները։ Ջրածնային կապերը բնութագրվում են կենտրոնանալ տիեզերքում և հագեցվածություն

Ջրածնային կապերը կարելի է նշել կետերով՝ Հ ··· O. Որքան մեծ է ջրածնի հետ կապված ատոմի էլեկտրաբացասականությունը, և որքան փոքր է նրա չափը, այնքան ուժեղ է ջրածնային կապը: Այն բնորոշ է հիմնականում միացումներին ֆտորը ջրածնի հետ , ինչպես նաև դեպի թթվածին և ջրածին , ավելի քիչ չափով ազոտը ջրածնի հետ .

Ջրածնային կապերը առաջանում են հետևյալ նյութերի միջև.

— ջրածնի ֆտոր HF(գազ, ջրածնի ֆտորիդի լուծույթ ջրի մեջ - ֆտորաթթու), ջուր H 2 O (գոլորշի, սառույց, հեղուկ ջուր):

— ամոնիակի և օրգանական ամինների լուծույթ- ամոնիակի և ջրի մոլեկուլների միջև;

— օրգանական միացություններ, որոնցում կապվում են O-H կամ N-Hսպիրտներ, կարբոքսիլաթթուներ, ամիններ, ամինաթթուներ, ֆենոլներ, անիլին և դրա ածանցյալները, սպիտակուցներ, ածխաջրերի լուծույթներ՝ մոնոսաքարիդներ և դիսաքարիդներ:

Ջրածնային կապը ազդում է նյութերի ֆիզիկական և քիմիական հատկությունների վրա: Այսպիսով, մոլեկուլների միջև լրացուցիչ գրավչությունը դժվարացնում է նյութերի եռալը։ Ջրածնային կապերով նյութերը ցույց են տալիս եռման կետի աննորմալ աճ:

Օրինակ Որպես կանոն, մոլեկուլային քաշի աճով նկատվում է նյութերի եռման կետի բարձրացում։ Սակայն մի շարք նյութերում H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teմենք չենք նկատում եռման կետերի գծային փոփոխություն:

Մասնավորապես, ժամը ջրի եռման կետը աննորմալ բարձր է - ոչ պակաս, քան -61 o C, ինչպես մեզ ցույց է տալիս ուղիղ գիծը, բայց շատ ավելին, +100 o C: Այս անոմալիան բացատրվում է ջրի մոլեկուլների միջև ջրածնային կապերի առկայությամբ: Հետեւաբար, նորմալ պայմաններում (0-20 o C) ջուրը գտնվում է հեղուկըստ փուլային վիճակի:

Քիմիական կապ

Բոլոր փոխազդեցությունները, որոնք հանգեցնում են քիմիական մասնիկների (ատոմների, մոլեկուլների, իոնների և այլն) նյութերի միացմանը, բաժանվում են քիմիական կապերի և միջմոլեկուլային կապերի (միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ):

Քիմիական կապեր- ուղղակիորեն կապվում է ատոմների միջև: Տարբերում են իոնային, կովալենտային և մետաղական կապեր։

Միջմոլեկուլային կապեր- մոլեկուլների միջև կապեր. Սրանք ջրածնային կապեր են, իոն-դիպոլային կապեր (այս կապի ձևավորման շնորհիվ, օրինակ, տեղի է ունենում իոնների հիդրացիոն թաղանթի ձևավորում), դիպոլ-դիպոլ (այս կապի ձևավորման շնորհիվ բևեռային նյութերի մոլեկուլները միավորվում են): օրինակ՝ հեղուկ ացետոնի մեջ) և այլն։

Իոնային կապ- քիմիական կապ, որը ձևավորվել է հակառակ լիցքավորված իոնների էլեկտրաստատիկ ձգողության պատճառով: Երկուական միացություններում (երկու տարրերի միացություններ) այն ձևավորվում է, երբ կապակցված ատոմների չափերը մեծապես տարբերվում են միմյանցից. որոշ ատոմներ մեծ են, մյուսները փոքր են, այսինքն՝ որոշ ատոմներ հեշտությամբ հրաժարվում են էլեկտրոններից, իսկ մյուսները հակված են ընդունելու։ դրանք (սովորաբար դրանք տարրերի ատոմներ են, որոնք կազմում են բնորոշ մետաղներ և տիպիկ ոչ մետաղներ ձևավորող տարրերի ատոմներ); Նման ատոմների էլեկտրաբացասականությունը նույնպես շատ տարբեր է։
Իոնային կապը ուղղորդված չէ և չի հագեցվում:

Կովալենտային կապ- քիմիական կապ, որն առաջանում է էլեկտրոնների ընդհանուր զույգի ձևավորման պատճառով: Նույն կամ նման շառավղով փոքր ատոմների միջև ձևավորվում է կովալենտային կապ։ Անհրաժեշտ պայման է երկու կապակցված ատոմներում (փոխանակման մեխանիզմ) կամ մեկ ատոմում միայնակ զույգի և մյուսում ազատ ուղեծրի առկայությունը (դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմ).

Ելնելով ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի քանակից՝ կովալենտային կապերը բաժանվում են
• պարզ (միայնակ)- մեկ զույգ էլեկտրոն,
• կրկնակի- երկու զույգ էլեկտրոններ,
• եռապատկվում- երեք զույգ էլեկտրոններ.

Կրկնակի և եռակի կապերը կոչվում են բազմակի կապեր:

Ըստ կապակցված ատոմների միջև էլեկտրոնային խտության բաշխման՝ կովալենտային կապը բաժանվում է ոչ բևեռայինԵվ բևեռային. Միանման ատոմների միջև ձևավորվում է ոչ բևեռային կապ, տարբեր ատոմների միջև՝ բևեռային։

Էլեկտրոնեգատիվություն- նյութի մեջ ատոմի ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերը ներգրավելու ունակության չափում:
Բևեռային կապերի էլեկտրոնային զույգերը տեղափոխվում են ավելի էլեկտրաբացասական տարրեր: Էլեկտրոնային զույգերի տեղաշարժն ինքնին կոչվում է կապի բևեռացում: Բևեռացման ժամանակ առաջացած մասնակի (ավելորդ) լիցքերը նշանակվում են + և -, օրինակ՝ .

Էլեկտրոնային ամպերի («օրբիտալների») համընկնման բնույթից ելնելով կովալենտային կապը բաժանվում է -bond-ի և -bond-ի:
-Կապ է գոյանում էլեկտրոնային ամպերի անմիջական համընկնման շնորհիվ (ատոմի միջուկները միացնող ուղիղ գծի երկայնքով), -կողային համընկնման արդյունքում (այն հարթության երկու կողմերում, որում ընկած են ատոմային միջուկները):

Կովալենտային կապը ուղղորդված է և հագեցված, ինչպես նաև բևեռացվող:
Հիբրիդացման մոդելն օգտագործվում է կովալենտային կապերի փոխադարձ ուղղությունը բացատրելու և կանխատեսելու համար։

Ատոմային ուղեծրերի և էլեկտրոնային ամպերի հիբրիդացում- ատոմային ուղեծրերի ենթադրյալ հավասարեցում էներգիայի մեջ և էլեկտրոնային ամպերի ձևով, երբ ատոմը ձևավորում է կովալենտային կապեր:
Հիբրիդացման երեք ամենատարածված տեսակներն են. sp-, sp 2 և sp 3 - հիբրիդացում. Օրինակ.
sp-հիբրիդացում - C 2 H 2, BeH 2, CO 2 մոլեկուլներում (գծային կառուցվածք);
sp 2-հիբրիդացում - C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 մոլեկուլներում (հարթ եռանկյունաձև ձև);
sp 3-հիբրիդացում - CCl 4, SiH 4, CH 4 մոլեկուլներում (տետրաեդրային ձև); NH 3 (բրգաձեւ ձև); H 2 O (անկյունային ձև):

Մետաղական միացում- քիմիական կապ, որը ձևավորվում է մետաղի բյուրեղի բոլոր կապակցված ատոմների վալենտային էլեկտրոնների համատեղմամբ: Արդյունքում ձևավորվում է բյուրեղի մեկ էլեկտրոնային ամպ, որը հեշտությամբ շարժվում է էլեկտրական լարման ազդեցության տակ, հետևաբար մետաղների բարձր էլեկտրական հաղորդունակությունը:
Մետաղական կապը ձևավորվում է, երբ կապվող ատոմները մեծ են և, հետևաբար, հակված են հրաժարվել էլեկտրոններից: Մետաղական կապով պարզ նյութերը մետաղներն են (Na, Ba, Al, Cu, Au և այլն), բարդ նյութերը՝ միջմետաղական միացություններ (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 և այլն)։
Մետաղական կապը չունի ուղղորդվածություն կամ հագեցվածություն: Պահպանվում է նաև մետաղական հալոցքներում։

Ջրածնային կապ- միջմոլեկուլային կապ, որը ձևավորվել է խիստ էլեկտրաբացասական ատոմից մի զույգ էլեկտրոնների մասնակի ընդունման պատճառով մեծ դրական մասնակի լիցք ունեցող ջրածնի ատոմի կողմից: Այն ձևավորվում է այն դեպքերում, երբ մի մոլեկուլը պարունակում է ատոմ էլեկտրոնների միայնակ զույգով և բարձր էլեկտրաբացասականությամբ (F, O, N), իսկ մյուսը պարունակում է ջրածնի ատոմ, որը կապված է բարձր բևեռային կապով նման ատոմներից մեկին: Միջմոլեկուլային ջրածնային կապերի օրինակներ.

H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.

Ներմոլեկուլային ջրածնային կապեր գոյություն ունեն պոլիպեպտիդների, նուկլեինաթթուների, սպիտակուցների և այլնի մոլեկուլներում։

Ցանկացած կապի ուժի չափանիշը կապի էներգիան է:
Հաղորդակցման էներգիա- 1 մոլ նյութի մեջ տվյալ քիմիական կապը խզելու համար պահանջվող էներգիան: Չափման միավորը 1 կՋ/մոլ է։

Իոնային և կովալենտային կապերի էներգիաները մեծության նույն կարգի են, ջրածնային կապերի էներգիան մեծության աստիճանով ցածր է։

Կովալենտային կապի էներգիան կախված է կապված ատոմների չափից (կապերի երկարությունը) և կապի բազմակիությունից։ Որքան փոքր են ատոմները և որքան մեծ է կապի բազմապատկությունը, այնքան մեծ է դրա էներգիան:

Իոնային կապի էներգիան կախված է իոնների չափից և դրանց լիցքից։ Որքան փոքր են իոնները և որքան մեծ է նրանց լիցքը, այնքան մեծ է կապող էներգիան։

Նյութի կառուցվածքը

Ըստ կառուցվածքի տեսակի՝ բոլոր նյութերը բաժանվում են մոլեկուլայինԵվ ոչ մոլեկուլային. Օրգանական նյութերի մեջ գերակշռում են մոլեկուլային նյութերը, անօրգանական նյութերի մեջ՝ ոչ մոլեկուլային նյութերը։

Կախված քիմիական կապի տեսակից՝ նյութերը բաժանվում են կովալենտային կապերով, իոնային կապերով (իոնային նյութեր) և մետաղական կապերով (մետաղներ) նյութերի։

Կովալենտային կապերով նյութերը կարող են լինել մոլեկուլային կամ ոչ մոլեկուլային: Սա զգալիորեն ազդում է նրանց ֆիզիկական հատկությունների վրա:

Մոլեկուլային նյութերը բաղկացած են մոլեկուլներից, որոնք միմյանց հետ կապված են թույլ միջմոլեկուլային կապերով, դրանք ներառում են՝ H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 և այլ պարզ նյութեր; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, օրգանական պոլիմերներ և շատ այլ նյութեր։ Այս նյութերը չունեն բարձր ուժ, ունեն ցածր հալման և եռման ջերմաստիճան, չեն փոխանցում էլեկտրական հոսանք, իսկ որոշները լուծելի են ջրի կամ այլ լուծիչների մեջ։

Կովալենտային կապերով կամ ատոմային նյութերով ոչ մոլեկուլային նյութերը (ադամանդ, գրաֆիտ, Si, SiO 2, SiC և այլն) ձևավորում են շատ ամուր բյուրեղներ (բացառությամբ շերտավոր գրաֆիտի), անլուծելի են ջրում և այլ լուծիչներում, ունեն բարձր հալեցում և եռման կետեր, որոնցից շատերը էլեկտրական հոսանք չեն անցկացնում (բացառությամբ գրաֆիտի, որը էլեկտրական հաղորդիչ է, և կիսահաղորդիչների՝ սիլիցիումի, գերմանիումի և այլն):

Բոլոր իոնային նյութերը բնականաբար ոչ մոլեկուլային են: Սրանք պինդ, հրակայուն նյութեր են, լուծույթներ և հալվածքներ, որոնցից էլեկտրական հոսանք է անցկացվում։ Նրանցից շատերը լուծելի են ջրի մեջ։ Հարկ է նշել, որ իոնային նյութերում, որոնց բյուրեղները բաղկացած են բարդ իոններից, կան նաև կովալենտային կապեր, օրինակ՝ (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-) և այլն բարդ իոններ կազմող ատոմները միացված են կովալենտային կապերով։

Մետաղներ (նյութեր մետաղական կապերով)շատ բազմազան են իրենց ֆիզիկական հատկություններով: Դրանցից կան հեղուկ (Hg), շատ փափուկ (Na, K) և շատ կոշտ մետաղներ (W, Nb):

Մետաղների բնորոշ ֆիզիկական հատկություններն են նրանց բարձր էլեկտրական հաղորդունակությունը (ի տարբերություն կիսահաղորդիչների, այն նվազում է ջերմաստիճանի բարձրացմամբ), բարձր ջերմունակությունը և ճկունությունը (մաքուր մետաղների համար):

Պինդ վիճակում գրեթե բոլոր նյութերը կազմված են բյուրեղներից։ Կախված քիմիական կապի կառուցվածքի և տեսակից՝ բյուրեղները («բյուրեղյա վանդակներ») բաժանվում են. ատոմային(կովալենտային կապերով ոչ մոլեկուլային նյութերի բյուրեղներ), իոնային(իոնային նյութերի բյուրեղներ), մոլեկուլային(կովալենտային կապերով մոլեկուլային նյութերի բյուրեղներ) և մետաղական(մետաղական կապ ունեցող նյութերի բյուրեղներ):

Առաջադրանքներ և թեստեր «Թեմա 10. «Քիմիական կապ. Նյութի կառուցվածքը»:

• Քիմիական կապերի տեսակները - նյութի կառուցվածքը 8–9 դասարան

  Դասեր՝ 2 առաջադրանք՝ 9 թեստ՝ 1

• Առաջադրանքներ՝ 9 Թեստեր՝ 1

Այս թեմայի շուրջ աշխատելուց հետո դուք պետք է հասկանաք հետևյալ հասկացությունները՝ քիմիական կապ, միջմոլեկուլային կապ, իոնային կապ, կովալենտային կապ, մետաղական կապ, ջրածնային կապ, պարզ կապ, կրկնակի կապ, եռակի կապ, բազմակի կապ, ոչ բևեռային կապ, բևեռային կապ։ , էլեկտրաբացասականություն, կապի բևեռացում , - և - կապ, ատոմային օրբիտալների հիբրիդացում, կապի էներգիա։

Դուք պետք է իմանաք նյութերի դասակարգումը ըստ կառուցվածքի, ըստ քիմիական կապի տեսակի, պարզ և բարդ նյութերի հատկությունների կախվածությունը քիմիական կապի տեսակից և «բյուրեղային ցանցի» տեսակից:

Դուք պետք է կարողանաք՝ որոշել նյութի քիմիական կապի տեսակը, հիբրիդացման տեսակը, կազմել կապի ձևավորման դիագրամներ, օգտագործել էլեկտրաբացասականության հասկացությունը, էլեկտրաբացասականության մի շարք; իմանալ, թե ինչպես է փոխվում էլեկտրաբացասականությունը նույն ժամանակաշրջանի և մեկ խմբի քիմիական տարրերում՝ կովալենտային կապի բևեռականությունը որոշելու համար:

Համոզվելուց հետո, որ ձեզ անհրաժեշտ ամեն ինչ սովորել է, անցեք առաջադրանքների կատարմանը: Մաղթում ենք հաջողություն։

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Քիմիա 11-րդ դասարան. Մ., Բուստարդ, 2002:
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Քիմիա 11-րդ դասարան. Մ., Կրթություն, 2001:

Բոլոր տարրերի արտաքին թաղանթները, բացառությամբ ազնիվ գազերի, ԹԵՐ են և քիմիական փոխազդեցության ընթացքում ԼՐԱՑՎԱԾ են։

Քիմիական կապը ձևավորվում է արտաքին էլեկտրոնային թաղանթների էլեկտրոններից, սակայն այն իրականացվում է տարբեր ձևերով։

Քիմիական կապերի երեք հիմնական տեսակ կա.

Կովալենտային կապ և դրա տեսակները` բևեռային և ոչ բևեռային կովալենտային կապ;

Իոնային կապ;

Մետաղական միացում.

Իոնային կապ

Իոնային քիմիական կապը կապ է, որը ձևավորվում է անիոնների նկատմամբ կատիոնների էլեկտրաստատիկ ձգման հետևանքով։

Իոնային կապ է առաջանում ատոմների միջև, որոնք ունեն միմյանցից կտրուկ տարբեր էլեկտրաբացասական արժեքներ, ուստի կապը ձևավորող էլեկտրոնների զույգը խիստ կողմնակալ է ատոմներից մեկի նկատմամբ, այնպես որ կարելի է համարել, որ այն պատկանում է այս տարրի ատոմին:

Էլեկտրոնեգատիվությունը քիմիական տարրերի ատոմների կարողությունն է՝ գրավելու իրենց և ուրիշների էլեկտրոնները։

Իոնային կապի բնույթը, իոնային միացությունների կառուցվածքը և հատկությունները բացատրվում են քիմիական կապերի էլեկտրաստատիկ տեսության դիրքից։

Կատիոնների առաջացում՝ M 0 - n e - = M n+

Անիոնների առաջացում՝ HeM 0 + n e - = HeM n-

Օրինակ՝ 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Երբ մետաղական նատրիումը քլորում այրվում է, ռեդոքս ռեակցիայի արդյունքում, ձևավորվում են նատրիումի ուժեղ էլեկտրադրական տարրի կատիոններ և խիստ էլեկտրաբացասական քլորի անիոններ։

Եզրակացություն. իոնային քիմիական կապ է ձևավորվում մետաղի և ոչ մետաղի ատոմների միջև, որոնք մեծապես տարբերվում են էլեկտրաբացասականությամբ:

Օրինակ՝ CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 և այլն:

Կովալենտային ոչ բևեռային և բևեռային կապեր

Կովալենտային կապը ատոմների կապն է՝ օգտագործելով ընդհանուր (նրանց միջև ընդհանուր) էլեկտրոնային զույգեր։

Կովալենտային ոչ բևեռային կապ

Դիտարկենք կովալենտային ոչ բևեռային կապի առաջացումը՝ օգտագործելով ջրածնի երկու ատոմներից ջրածնի մոլեկուլի ձևավորման օրինակը: Այս պրոցեսն արդեն տիպիկ քիմիական ռեակցիա է, քանի որ մի նյութից (ատոմային ջրածնից) առաջանում է մյուսը՝ մոլեկուլային ջրածինը։ Այս գործընթացի էներգետիկ «օգուտի» արտաքին նշանը մեծ քանակությամբ ջերմության արտազատումն է։

Ջրածնի ատոմների էլեկտրոնային թաղանթները (յուրաքանչյուր ատոմի համար մեկ s-էլեկտրոնով) միաձուլվում են ընդհանուր էլեկտրոնային ամպի մեջ (մոլեկուլային ուղեծր), որտեղ երկու էլեկտրոններն էլ «ծառայում են» միջուկներին՝ անկախ նրանից՝ դա «մեր» միջուկն է, թե «օտար»: Նոր էլեկտրոնային թաղանթը նման է երկու էլեկտրոնների իներտ գազի հելիումի ավարտված էլեկտրոնային թաղանթին՝ 1s 2:

Գործնականում օգտագործվում են ավելի պարզ մեթոդներ. Օրինակ, ամերիկացի քիմիկոս Ջ.Լյուիսը 1916 թվականին առաջարկեց էլեկտրոնները նշել տարրերի նշանների կողքին կետերով։ Մեկ կետը ներկայացնում է մեկ էլեկտրոն: Այս դեպքում ատոմներից ջրածնի մոլեկուլի առաջացումը գրվում է հետևյալ կերպ.

Դիտարկենք քլորի երկու ատոմների՝ 17 Cl (միջուկային լիցք Z = 17) միացումը երկատոմային մոլեկուլին՝ քլորի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքի տեսանկյունից:

Քլորի արտաքին էլեկտրոնային մակարդակը պարունակում է s 2 + p 5 = 7 էլեկտրոն: Քանի որ ցածր մակարդակների էլեկտրոնները չեն մասնակցում քիմիական փոխազդեցություններին, մենք կետերով կնշենք միայն արտաքին երրորդ մակարդակի էլեկտրոնները։ Այս արտաքին էլեկտրոնները (7 հատ) կարող են դասավորվել երեք էլեկտրոնային զույգերի և մեկ չզույգված էլեկտրոնի տեսքով։

Երկու ատոմների չզույգված էլեկտրոնները մոլեկուլի մեջ միացնելուց հետո ստացվում է նոր էլեկտրոնային զույգ.

Այս դեպքում քլորի ատոմներից յուրաքանչյուրը հայտնվում է էլեկտրոնների OCTET-ով շրջապատված: Դա կարելի է հեշտությամբ տեսնել՝ պտտելով քլորի ատոմներից որևէ մեկը:

Կովալենտային կապը ձևավորվում է միայն ատոմների միջև տեղակայված էլեկտրոնների զույգից: Այն կոչվում է բաժանված զույգ: Մնացած էլեկտրոնների զույգերը կոչվում են միայնակ զույգեր: Նրանք լցնում են պատյանները և չեն մասնակցում կապելուն։

Ատոմները ձևավորում են քիմիական կապեր՝ կիսելով բավականաչափ էլեկտրոններ՝ ձեռք բերելու էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա, որը նման է ազնիվ տարրերի ատոմների ամբողջական էլեկտրոնային կազմաձևմանը:

Համաձայն Լյուիսի տեսության և օկտետի կանոնի՝ ատոմների միջև հաղորդակցությունը կարող է իրականացվել ոչ թե պարտադիր մեկ, այլ երկու կամ նույնիսկ երեք բաժանված զույգերով, եթե պահանջվում է ութնյակի կանոնով։ Նման կապերը կոչվում են կրկնակի և եռակի կապեր։

Օրինակ, թթվածինը կարող է երկատոմ մոլեկուլ ձևավորել յուրաքանչյուր ատոմից էլեկտրոնների օկտետով միայն այն դեպքում, երբ ատոմների միջև տեղադրվում են երկու ընդհանուր զույգ.

Ազոտի ատոմները (վերջին թաղանթի վրա 2s 2 2p 3) նույնպես կապված են երկատոմային մոլեկուլի մեջ, բայց էլեկտրոնների օկտետ կազմակերպելու համար նրանք պետք է իրենց միջև դասավորեն երեք ընդհանուր զույգ.

Եզրակացություն. կովալենտային ոչ բևեռային կապ է առաջանում նույն էլեկտրաբացասականությամբ ատոմների միջև, այսինքն՝ նույն քիմիական տարրի՝ ոչ մետաղի ատոմների միջև։

Օրինակ՝ H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 մոլեկուլներում կովալենտային ոչ բևեռային կապ է:

Կովալենտային կապ

Բևեռային կովալենտային կապը միջանկյալ է զուտ կովալենտային կապի և իոնային կապի միջև: Ինչպես իոնային, այն կարող է առաջանալ միայն տարբեր տեսակի երկու ատոմների միջև:

Որպես օրինակ, դիտարկենք ջրի ձևավորումը ջրածնի (Z = 1) և թթվածնի (Z = 8) ատոմների միջև ռեակցիայում: Դա անելու համար հարմար է նախ գրել ջրածնի (1s 1) և թթվածնի (...2s 2 2p 4) արտաքին թաղանթների էլեկտրոնային բանաձևերը։

Պարզվում է, որ դրա համար անհրաժեշտ է թթվածնի մեկ ատոմից վերցնել ուղիղ երկու ջրածնի ատոմ։ Այնուամենայնիվ, բնությունն այնպիսին է, որ թթվածնի ատոմի ընդունող հատկությունները ավելի բարձր են, քան ջրածնի ատոմինը (դրա պատճառները կքննարկվեն մի փոքր ավելի ուշ): Հետևաբար, ջրի համար Լյուիսի բանաձևում կապող էլեկտրոնային զույգերը փոքր-ինչ շեղված են դեպի թթվածնի ատոմի միջուկը։ Ջրի մոլեկուլում կապը բևեռային կովալենտ է, և ատոմների վրա առաջանում են մասնակի դրական և բացասական լիցքեր։

Եզրակացություն՝ կովալենտ բևեռային կապ է առաջանում տարբեր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմների միջև, այսինքն՝ տարբեր քիմիական տարրերի՝ ոչ մետաղների ատոմների միջև։

Օրինակ՝ HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 մոլեկուլներում՝ կովալենտ բևեռային կապ։

Կառուցվածքային բանաձևեր

Ներկայումս ընդունված է ատոմների միջև էլեկտրոնային զույգեր (այսինքն՝ քիմիական կապեր) պատկերել գծիկներով։ Այս դեպքում մեզ արդեն ծանոթ մոլեկուլներն այսպիսի տեսք ունեն.

Ատոմների միջև գծիկներով բանաձևերը կոչվում են կառուցվածքային բանաձևեր: Էլեկտրոնների միայնակ զույգերը հաճախ չեն ցուցադրվում կառուցվածքային բանաձևերում:

Կառուցվածքային բանաձևերը շատ լավ են մոլեկուլները պատկերելու համար. դրանք հստակ ցույց են տալիս, թե ինչպես են ատոմները կապված միմյանց հետ, ինչ կարգով, ինչ կապերով:

Լյուիսի բանաձևերում էլեկտրոնների կապող զույգը նույնն է, ինչ կառուցվածքային բանաձևերում մեկ գծիկ:

Կրկնակի և եռակի պարտատոմսերն ունեն ընդհանուր անվանում՝ բազմակի պարտատոմսեր։ Ասում են նաև, որ ազոտի մոլեկուլն ունի երեք կապի կարգ: Թթվածնի մոլեկուլում կապի կարգը երկու է: Ջրածնի և քլորի մոլեկուլներում կապի կարգը նույնն է: Ջրածինը և քլորն այլևս չունեն բազմակի կապ, այլ պարզ:

Պարտատոմսերի կարգը երկու կապակցված ատոմների միջև բաժանված զույգերի թիվն է: Երեքից բարձր միացման կարգ չի առաջանում: